第四章
物质结构
元素周期律
第二节
元素周期律
第2课时
教学设计
【教学目标】
1.结合有关数据和实验事实认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价(最高正化合价和最低负化合价)、原子半径等性质的周期性变化规律,逐步构建元素周期律
2.以第三周期元素为例，进一步探讨元素性质变化的本质，理解原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期表。
【教学重难点】
元素周期律的综合应用
【教学过程】
1.新课导入
[复习]上节课学习了同主族、同周期元素的递变规律以及金属性、非金属性的判断，我们来复习一下。
[生]随着原子序数的递增，同周期元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。随着原子序数的递增，同周期元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
金属性判断依据：
①原子的失电子能力。失电子能力越强，金属性越强。
②与水或酸反应的的难易程度。与水反应越剧烈，金属性越强。
③最高价氧化物对应水化物的碱性。最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
非金属性判断依据：
①原子的得电子能力。得电子能力越强，非金属性越强。
②与氢气化合的难易程度。与氢气反应越容易，非金属性越强。
③最高价氧化物对应水化物的酸性。最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。
④非金属单质的置换反应。
[师]元素周期律的发现，对化学的发展有很大的影响。作为元素周期律的表现形式的元素周期表，反映了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。本节课内容我们将元素周期表与元素周期律相结合，带领大家更好的理解“位、构、性”之间的关系。
2.新课讲授
[板书]一、元素周期表的分区
[师]我们可以在周期表中给金属元素和非金属元素分区，虚线左下区是金属元素，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素，由于元素的金属性与非金属性之间并没有严格的界线，位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。在周期表中，主族元素从上到下、从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。
[?活动一]应用同主族、同周期元素性质的递变规律，找到最活泼的非金属和金属。
[生]非金属性最强的元素为F；金属性最强的元素为Fr。
[?活动二]探知元素化合价与原子结构、元素位置的关系
[生]主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数=价电子数（F、O除外）
非金属元素的最低负化合价=最高正化合价－8。
｜最高正化合价｜+｜最低负化合价｜=8（F、O、H、B除外)
[思考讨论]为什么氧元素无+6价,氟元素无正价?
[生]O、F原子半径小,原子核对外层电子的吸引能力强。
[板书]二、元素周期表的应用
[过渡]门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种当时尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。门捷列夫还预言了锗的存在和性质，多年后也得到了证实。
[师]元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和性质。在认识了元素周期律以后，科学家依据元素周期律和周期表的，对元素性质进行系统研究，为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。还可以根据同周期、同主族元素性质的递变规律判断元素性质的强弱(或大小)。也可用于元素“位
—构—性”的相互推断。由于周期表中位置靠近的元素性质相近，在一定区域内寻找元素、发现物质的新用途被视为一种相当有效的方法。例如，在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗、镓等。半导体器件的研制正是开始于锗，后来发展到研制与它同族的硅。又如，通常农药所含有的氟、氯、硫、磷、砷等元素在周期表中位置靠近，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新品种的农药，如由含砷的有机物发展成对人畜毒性较低的含磷有机物等。人们还在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素。
3.课堂小结
[师]理解元素周期表中蕴含的元素原子结构、元素位置、元素性质之间的关系，学会利用元素周期表，基于元素位置、原子结构特点，分析、预测和解释元素性质的科学研究方法。
4.板书
4.2.2元素周期律及应用
“位、构、性”
应用：判断元素性质的强弱
用于元素“位
—构—性”的相互推断
预测新元素的原子结构和性质
寻找新材料第四章
物质结构
元素周期律
第二节
元素周期律
第1课时
教学设计
【教学目标】
1.结合有关数据和实验事实认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价(最高正化合价和最低负化合价)、原子半径等性质的周期性变化规律,逐步构建元素周期律
2.以第三周期元素为例，进一步探讨元素性质变化的本质，理解原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期表。
【教学重难点】
同周期、同主族元素性质的递变规律；微粒半径的比较
【教学过程】
1.新课导入
[复习]上节课学习的碱金属和卤族元素原子结构与元素性质的关系，我们先来复习一下。
同同主族原子最外层电子数相等，表现为相似的化学性质。同主族原子半径从上到下如何变化？元素性质呈现什么规律？
[学生活动]同主族原子半径从上到下逐渐变大。同主族元素，从Li→Cs，与水或O2反应越来越剧烈，即金属性越来越强。从F→I,单质与氢气化合越来越难，气态氢化物稳定性越来越弱，即非金属性越来越弱。
[师]这节课我们以第三周期元素为例将继续学习原子结构与元素性质的关系。
2.新课讲授
[板书]一、原子结构的周期性变化规律
[?活动一]请学生观察1~18元素原子核外电子排布的周期性变化并进行规律总结。
[生]第一周期除外，随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化。
[?活动二]请学生观察元素半径的周期性变化，总结规律。
[生]随着原子序数的递增，元素原子半径呈现从大到小的周期性变化。
[?活动三]请学生观察元素化合价的周期性变化，总结规律。
[生]除第一周期、O、F外，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现从+1到+7
，最低负化合价呈现从-4到-1的周期性变化。
[过渡]通过上面的讨论我们知道，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。那么，元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨这一问题。
[板书]二、第三周期元素性质的递变
[?活动一]将钠、镁、铝的性质实验设计为学生的分组实验，实验方案不做统一规定，要求各小组自行设计实验方案，然后全班进行交流，最后综合总结出最佳方案并进行实验。活动中要注意培养学生的求异思维能力。
[生]结论：与Na和水的反应相比，镁在冷水中反应较为缓慢，与沸水反应加快，反应生成了碱性物质和氢气。
[?活动二]探究Na、Mg、Al金属性强弱
——NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱，学生动手实验。
[生]结论：NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱。
[总结]Na、Mg、Al单质与水（或酸）反应的剧烈程度越来越弱，最高价氧化物对应水化物的碱性越来越弱。即随着原子序数的递增，同周期的Na、Mg、Al失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。
[?活动三]回顾卤族元素非金属性强弱的判断依据，从同主族元素迁移到同周期元素，设计方案来探究硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱。
[生]从Si→Cl与氢气化合反应越来越容易，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，即随着原子序数的递增，同周期的Si、P、S、Cl的得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。
[总结]随着原子序数的递增，同周期元素从Na→Cl，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[设疑]通过本节课的学习，如何判断元素的金属性与非金属性强弱？
[生]金属性判断依据
①原子的失电子能力。失电子能力越强，金属性越强。
②与水或酸反应的的难易程度。与水反应越剧烈，金属性越强。
③最高价氧化物对应水化物的碱性。最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
非金属性判断依据
①原子的得电子能力。得电子能力越强，非金属性越强。
②与氢气化合的难易程度。与氢气反应越容易，非金属性越强。
③最高价氧化物对应水化物的酸性。最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。
3.课堂小结
[师]联系上节课碱金属元素、卤族元素及本节课所学内容，归纳同主族、同周期元素性质的递变规律。并拓展离子半径大小比较方法。
4.板书
4.2.1元素性质的周期性变化规律
原子结构的周期性变化规律
核外电子排布的周期性变化
元素半径的周期性变化
元素化合价的周期性变化
二、第三周期元素性质的递变
探究Na、Mg、Al金属性强弱
Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较
重难点剖析1
元素的周期性变化规律
